Nr ćwicz.: 10 i 11	Data: 20.04.2011	Imię i nazwisko:	Wydział: Technologia chemiczna Kierunek: Technologia Chemiczna	Semestr: II
Prowadzący: Dr inż. Bogdan Wyrwas		Przygotowanie:	Wykonanie:	Ocena:

Temat: Reakcje utleniania i redukcji

Wstęp teoretyczny:

Utleniacz to pierwiastek lub związek chemiczny, będący w analizowanej reakcji redoks akceptorem (przyjmującym) elektronów. Utleniacze w reakcjach zmniejszają swój stopień utlenienia i jednocześnie powodują jego wzrost w pozostałych produktach reakcji.

Reduktor to pierwiastek lub związek chemiczny będący w analizowanej reakcji redoks donorem (dostarczycielem) elektronów. Reduktory w reakcjach zwiększają swój stopień utlenienia i jednocześnie powodują jego zmniejszenie w pozostałych produktach reakcji.

Utlenianie to reakcja chemiczna, w której jakiś atom (lub ich grupa) przechodzi z niższego na wyższy stopień utlenienia (oddaje elektrony).

Np.:
CH₃CH₂OH + O₂ → CH₃COOH + H₂O

(C przechodzi z -I do +III, a tlen z 0 do -II).

Redukcja to proces, w trakcie którego atom lub ich grupa przechodzi z wyższego na niższy stopień utlenienia.

Np.:

Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

(Fe przechodzi z +III do 0, a C z +II do +I)

Szereg napięciowy metali to zestawienie pierwiastków chemicznych o własnościach metalicznych, według ich potencjału standardowego E⁰. Punktem odniesienia dla tego zestawienia jest elektroda wodorowa, której potencjał standardowy przyjmuje się umownie za zero.

Praktyczne znaczenie szeregu napięciowego metali wynika z faktu, że metal bardziej aktywny wypiera (poza niektórymi wyjątkami) metal mniej aktywny z roztworu jego soli, zaś dobrą miarą aktywności chemicznej metali jest ich potencjał standardowy.

Szereg ważniejszych metali uporządkowany w kierunku wzrostu potencjału i zarazem spadku aktywności do tworzenia kationów:

Li K Na Ca Mg Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Ag Hg Pt Au

Równanie Nernsta to podstawowa zależność elektrochemiczna wyrażająca równowagowy potencjał elektrody (E) względem jej potencjału standardowego (E⁰) i stężenia substancji biorących udział w procesie elektrodowym.

Równanie ogólne ma następująca postać:

lub dla temperatury 298 K i rozcieńczonych roztworów, przy założeniu, że współczynnik aktywności jonów jest równy 1, równanie przyjmuje postać:

gdzie:

[red] - stężenie molowe formy zredukowanej

[ox] - stężenie molowe formy utlenionej

Stopniem utlenienia pierwiastka nazywamy, wchodzącego w skład określonej substancji nazywamy liczbę dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych, które przypisalibyśmy atomom tego pierwiastka, gdyby cząsteczki tej substancji miały budowę jonową. Ze stopniem utlenienia są związane pewne reguły:

• Suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład cząsteczki obojętnej wynosi zero, natomiast wchodzących w skład jonu jest równa wartościowości jonu.

• Pierwiastki w stanie wolnym mają przypisany stopień utlenienia 0.

• Fluor we wszystkich swych połączeniach występuje na -1 stopniu utlenienia.

• Tlen w większości swych połączeń występuje na -2 stopniu utlenienia. Wyjątek stanowią nadtlenki np. MgO₂, gdzie jest na -1 stopniu utlenienia. W ponadtlenkach tlen występuje na -1/2 stopniu utlenienia np. w Na₂O. W OF₂ tlen z kolei występuje na +2 stopniu utlenienia.

• Wodór przyjmuje w swych związkach +1 stopień utlenienia. Wyjątek stanowią wodorki litowców i berylowców, gdzie stopień utlenienia wodoru jest równy -1.

Stopień utlenienia podaje się jako liczbę arabską ze znakiem + lub - umieszczoną za nazwą lub symbolem pierwiastka. Czasem też oznaczenia stopnia utlenienia umieszcza się nad symbolami chemicznymi.

Moc utleniacza i reduktora:

• Najsilniejsze działanie utleniające wykazują jony metali o najwyższych potencjałach normalnych: Au⁺, Au³⁺, Pt²⁺itd.

• Najsilniejszymi środkami redukującymi są metale położone na początku szeregu napięciowego, wykazujące najbardziej ujemne potencjały normalne: Li, Rb, K, Cs, Ba itd.

• Ważniejsze utleniacze: nadmanganian potasu, nadsiarczan amonowy, dwuchromian i chromian potasowy lub sodowy, nadtlenek wodoru, podchloryn sodowy, bram, jod, chloramina T, nadjodan potasowy.

Potencjał normalny-jest to potencjał występujący na granicy faz metal-roztwór, w którym aktywność jonów wynosi 1 ,a temp.298 K. Przyjęto , że potencjał normalny elektrody wodorowej jest równy 0, a przy tym założeniu można określić potencjał każdego układu w stosunku do elektrody wodorowej.

* W wielu reakcjach redoks biorą udział jony H+ i OH-, np.:

Reakcje te można przedstawić wzorami ogólnymi:

Po zastosowaniu wzoru Nernsta i przyjęciu, że w warunkach analitycznych
, otrzymujemy:

Gdy reakcja redoks przebiega z udziałem jonów wodorowych, zmniejszenie pH, czyli zwiększenie kwasowości środowiska, zwiększa potencjał utleniający układu.

Dla drugiego równania:

W przypadku reakcji redoks, w których biorą udział jony OH-, potencjał redoks układu wzrasta w miarę wzrostu pH, układ jest zatem silniejszym utleniaczem w środowiskach bardziej alkalicznych.

Potencjałem standardowym nazywamy potencjał układu, w którym wszystkie substraty i produkt reakcji połówkowej mają aktywność równą jedności. Jest to wielkość termodynamiczna, które nie charakteryzuje układu istniejącego w określonym środowisku. Na wielkość tego potencjału wpływają kwasowość roztworu i czynniki kompleksujące.

Formalny (rzeczywisty) potencjał redoks określa potencjał układu, w którym stosunek analitycznych stężeń substratów i produktów reakcji połówkowej jest równy 1.00, a stężenia molowe innych składników roztworu są wyraźnie określone. Tylko na podstawie formalnych potencjałów redoks można przewidywać przebieg reakcji redoks w określonych roztworach.

Amfoterami redoks nazywamy substancje, które w zależności od środowiska mogą zachowywać się jak utleniacze, lub jak reduktory (np. MnO₂, MnO₄^2-, Br₂, H₂O₂), np.:

Poliutleniaczami nazywamy substancje, które mogą ulegać wielokrotnej redukcji (np. MnO₄-- MnO₄^2-- MnO₂-Mn²⁺).

Obserwacje i reakcje:

Utlenianie i redukcja część I

1.1

Redukcja przez metale (cementacja)

1. blaszka miedziowa

• Cu + Hg²⁺→Cu²⁺ + Hg powstaje czarny osad

reduktor Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e

utleniacz Hg²⁺ - 2e→Hg⁰

• 2Cu + Hg₂²⁺ → 2Cu²⁺ + 2Hg powstaje srebrny osad

reduktor Cu⁰ - 2e→ Cu²⁺

utleniacz Hg₂²⁺ + 4e→2Hg⁰

• Cu + 2Ag⁺ →Cu²⁺ + 2Ag powstaje brązowy osad

reduktor Cu⁰ - 2e →Cu²⁺

utleniacz Ag + e →Ag⁰ /∙2

• Cu + Cu²⁺ - reakcja nie zachodzi

• Cu + Zn²⁺ - reakcja nie zachodzi

• -Cu + Bi³⁺ - reakcja nie zachodzi

1. blaszka cynowa

• Sn + Hg²⁺ → Sn²⁺+ Hg powstaje czarny osad

Sn⁰ → Sn²⁺ + 2e

Hg²⁺ + 2e → Hg⁰

• 2Sn + Hg₂²⁺ → 2Sn²⁺ + 2Hg powstaje biały osad

Sn⁰ → Sn²⁺ + 2e

Hg₂²⁺ + 4e → 2Hg

• Sn + 2Ag+ → Sn²⁺ + 2Ag postaje różowy osad

Sn⁰ → Sn²⁺ + 2e

Ag+ + e → Ag⁰ /∙2

• Sn + Cu²⁺ → Sn²⁺ + Cu bez zmian

Sn⁰ → Sn²⁺ + 2e

Cu²⁺ + 2e → Cu⁰

• Sn + Zn²⁺ - reakcja nie zachodzi

• 3Sn + 2Bi³⁺ → 3Sn²⁺ + 2Bi powstał jasnoróżowy osad

Sn⁰ - 2e → Sn²⁺ / ∙3

Bi³⁺ + 3e → Bi⁰ / ∙2

1. blaszka glinowa

• 2Al + 3Hg²⁺ →2Al³⁺ + 3Hg powstaje czarny osad

Al⁰ - 3e → Al³⁺ / ∙3

Hg²⁺ + 2e → Hg⁰ / ∙2

• 2Al + 3Hg²⁺ → 2Al³⁺ + 6Hg powstaje srebrny osad

Al⁰ → Al³⁺ + 3e / ∙2

Hg₂²⁺ + 2e → 2Hg / ∙3

• 2Al +3 Zn²⁺ → nie zachodzi

• Al + 3Ag+ → Al³⁺ + 3Ag powstaje brązowy osad

Al⁰ - 3e → Al³⁺

Ag⁺ + e → Ag⁰ / ∙

• Al + Cu²⁺ → 2Al³⁺ + 3Cu powstaje różowy osad

Al⁰ → Al³⁺ + 3e / ∙2

Cu²⁺ + 2e → Cu⁰ / ∙3

• Al + Bi³⁺ → Al³⁺ + Bi brak zmian

Al⁰ → Al³⁺ + 3e

Bi³⁺ + 3e^- → Bi⁰

1. Własności utleniające jonów wodorowych

1.2.1

• Fe + 2HCl → 2FeCl₂ + H₂ reakcja zachodzi gwałtownie po podgrzaniu, barwa żółta roztworu

Fe⁰→ Fe²⁺ + 2e

2H⁺ + 2e^- → H₂⁰

• 2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂ reakcja zachodzi wolno, po podgrzaniu- gwałtownie, srebrzysta barwa roztworu

Al⁰ → Al³+ + 3e / ∙2

H⁺ + 2e → H₂0 / ∙3

• Mg + 2HCl → MgCl2 + H₂ szybki przebieg reakcji, nie wymaga podgrzania

Mg⁰ - 2e → Mg²+

2H⁺ + 2e → H₂0

• Zn + HCl → ZnCl2 + H₂ reakcja zachodzi, nie wymaga podgrzania

Zn⁰ → Zn²⁺ + 2e

2H⁺ + 2e → H₂0

1.2.2

• 2Fe + 6NaOH + 6H₂O → 2Na₃[Fe(OH)₆] + 3H₂ reakcja zachodzi po podgrzaniu

Fe⁰ → Fe³⁺ + 3e / ∙2

2H⁺ + 2e → H₂⁰/ ∙3

• 2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂ reakcja zachodzi, nie wymaga podgrzania, a po podgrzaniu zachodzi szybciej i roztwór mętnieje

Al⁰ → Al³⁺ + 3e / ∙2

2H⁺ + 2e → H₂⁰/ ∙3

• Zn + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + 3H₂ reakcja zachodzi po podgrzaniu

Zn⁰ → Zn²⁺ + 2e

2H⁺ + 2e → H₂⁰

• Mg + NaOH → reakcja nie zachodzi

1.3 Moc utleniaczy i reduktorów-przewidywanie reakcji redoks

1.3.1

Ciemnożółty roztwór odbarwia się - reakcja zachodzi

SO₃^2- I₂ + H₂O→2 I^- + SO₄^2- + 2H⁺

S⁴⁺ → S⁶⁺ + 2e

I₂ + 2e → 2 I^-

1.3.2

Reakcja zachodzi, po dodaniu skrobi roztwór zabarwia się na fioletowo, co świadczy że w roztworze znajduje się jod.

2NaNO₂ + 4HCl + 2KI → 2NO + I₂ + 2NaCl + 2KCl + 2H₂O

N³⁺ + e → N²⁺ / ∙2

2I^- → I₂⁰ + 2e

1.4. Wpływ temperatury na kierunek reakcji redoks

1.4.1.

Roztwór odbarwia się, co świadczy o redukcji manganu

3H₂SO₄ + 2KMnO₄ + 5C₂O₄(NH₄) ₂ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 10NH₃ + 8H₂O + 10CO₂

10C^III -10e^- → 10 C^IV

2Mn^VII +10e^- → 2Mn^II

1.4.3

Powstaje żółto-pomarańczowy roztwór, po dodaniu soli Pb²⁺ wytrąca się pomarańczowy, kłaczkowaty osad.

3H₂O₂ + 2Cr³⁺ → 2CrO₄^- + 6H₂O

2O^- + 2e → 2O^-2 /∙3

Cr³⁺ - 3e → Cr⁺⁶ /∙2

Pb²⁺ +CrO₄^2- →PbCrO₄

1.4.4

Powstaje brązowy roztwór i opada osad ciemnobrunatny

5PbO₂ + 4H⁺ + 2Mn²⁺ → 2MnO₄^- + 5Pb²⁺ + 2H₂O

Mn⁺² -5e → Mn⁺⁷ /∙2

Pb⁺⁴ +2e → Pb⁺² /∙5

Utlenianie i redukcja część II

1. Zmiany pH podczas reakcji redoks.

1.1.1

oranż metylowy zmienia barwę z czerwonej na żółtą, co świadczy o zmianie odczynu z kwaśnego na obojętny:

6S₂O₃^2- + IO₃^- + 6H⁺ → 3S₄O₆^2- + I^- + 3H₂O

I^V +6e → I^-

3S₂O₃^2- -6e → S₄O₆^2-

Zachodzi reakcja utleniania jonów tiosiarczanowych jonami jodanowymi.

1.1.2

papierek uniwersalny zabarwia się na czerwono, co świadczy o kwaśnym odczynie roztworu

SO₃^2- + I₂⁰ + H₂O → 2HI + SO₄^2-

S⁴⁺ -2e → S⁶⁺

I₂⁰ +2e → 2I^-

1. Przewidywanie kierunku reakcji w zależności od pH

1.2.1

Po zmieszaniu nadtlenku wodoru, kwasu siarkowego i roztworu jodu obserwujemy pojawienie się brązowej barwy, wytrąca się czarny osad. Po zalkalizowaniu roztworu za pomocą 2M NH_3aq roztwór jaśnieje i robi się pomarańczowy.

1.2.2

1) Roztwór jest bezbarwny:

2) Roztwór ma zieloną barwę:

3) Roztwór przybiera barwę żółtawą, pojawia się brązowy osad:

1.2.3

Barwa roztworu jest na początku rdzawa, po dodaniu skrobi roztwór przybiera barwę ciemnozieloną, co świadczy o wydzielaniu się jodu.

2I^- + 2H⁺ + IO₃^- → I₂⁰ + IO₂ + H₂O

2I^- - 2e → I₂⁰

I⁵⁺ + 2e → I³⁺

1.3 Dysproporcjonowanie pod wpływem pH

1.3.1

Roztwór ma początkowo barwę pomarańczową, która przechodzi po zmieszaniu roztworów w zieloną aż do bezbarwnej.

1.4 Wpływ pH na utlenianie chlorków

1.4.1

Następuje odbarwienie roztworu, papierek jodoskrobiowy zabarwia się na fioletowo, co świadczy o wydzielaniu się Cl₂.

2MnO₄^- + 16H⁺ + 10Cl^- → 5Cl₂⁰ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

2Mn^VII + 10e → 2Mn²⁺ + 8H₂O

10Cl^- → 5Cl₂⁰ + 10e

1.4.2

Papierek jodoskrobiowy zmienia barwę pod wpływem wydzielającego się Cl₂. Powstaje ciemnobrązowy roztwór i wytrąca się czarny osad.

2Cl^- + PbO₂ + 2H⁺ → PbO + Cl₂ + H₂O

Pb^IV + 2e → Pb^II

2Cl^- → Cl₂⁰ +2e

1.4.3

Obecność chloru potwierdzona papierkiem jodoskrobiowym

MnO₂ + 2Cl^- + 4H⁺ →Mn²⁺ + Cl₂ + 2H₂O

Mn^IV+2e → Mn^II

2Cl^-→ Cl₂⁰ + 2e

L.p.	utleniacz	E utleniacza w środowisku		obecność chloru w parach nad probówką
				Obojętnym	Kwaśnym	obojętne	kwaśne
1.	KMnO4	+0.60	+1.70	nie	tak
2.	PbO2	+1.45	+1.69	tak	tak
3.	MnO2	+0,98	+1.23	nie	tak

Wnioski:

Na podstawie przeprowadzonych doświadczeń można stwierdzić, ze reakcje zaszły tylko tam, gdzie potencjał jonu utleniającego był większy od potencjału metalu. Metale o mniejszym potencjale normalnym wypierają wodór z kwasów. Wzrost temperatury przyśpiesza przebieg reakcji

Przebieg reakcji utleniania- redukcji uzależniony jest od odpowiedniego stężenia jonów OH^- lub H⁺. Jony te także biorą udział w reakcji, przez co zmienia się ich stężenie w roztworze. W danym pH roztworu możemy przewidzieć jakie powstaną produkty np.: jony
redukują się w zależności od środowiska: w kwasowym do jonów Mn²⁺, w obojętnym do MnO₂, a w zasadowym do
. W niektórych przypadkach reakcja nie zachodzi, co jest spowodowane zbyt małą różnicą między potencjałami utleniacza i reduktora, lub utleniacz ma niższy potencjał niż reduktor, przez co nie jest w stanie go utlenić. Możliwe są też reakcje dysproporcjonowania, w których dany związek ulega jednocześnie utlenieniu i redukcji, np.: jod I₂ utlenia się do
jednocześnie redukując się do
.

---